Новокузнецкий филиал
кафедра естественно-научных и
общепрофессиональных дисциплин
ЕНД
Химия
Лабораторная работа № 2
ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ И ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Новокузнецк
ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ
Введение
В растворах электролитов реакции протекают между ионами, поэтому сущность химических процессов выражается при записи их в ионно-молекулярном виде. В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а сильные электролиты − в виде ионов.
Если реакции, протекающие в растворах электролитов, не сопровождаются изменением степеней окисления, они называются реакциями двойного обмена. В соответствии с правилом Бертолле: реакции обмена протекают только тогда, когда образуется малорастворимое соединение (осадок), легколетучее вещество (газ) или малодиссоциирующее соединение (очень слабый электролит, в том числе и вода). В таких случаях реакции будут практически не обратимы.
|
|
Например, реакция нейтрализации:
НС1 + КОН = KCI+ Н2О − молекулярное уравнение,
Н++ ОН- = Н2О − сокращённое ионно-молекулярное уравнение,
из чего следует, что сущность этого процесса сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов слабого электролита − воды.
Реакции, уравнения которых: ВаСl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HC1
Ba(NO3)2 + Na2SO4= BaSO4 ↓+ 2NaNO3
сводятся к одному и тому же процессу образования малорастворимого вещества − сульфата бария: Ва2+ + SO42− = BaSO4↓
Эти примеры показывают, что ионообменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов с образованием малорастворимых веществ (осадков), газов или молекул слабых электролитов:
Na2CO3 + 2НС1 = 2NaCl + Н2О + CO2↑;
CO32− + 2Н+ = Н2О + СО2↑
В тех случаях, когда малорастворимые вещества или слабые электролиты имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ. Например:
↓Mg(OH)2 + 2HCI = MgCI2 + 2Н2О;
↓Mg(OH)2+ 2Н+ = Mg2+ + 2H2O
В этой реакции равновесие смещено в сторону образования более слабого электролита − воды: константа диссоциации воды Кд(Н2О) = 1,8 · 10−16, тогда как произведение растворимости гидроксида магния ПР[Мg(ОН)2] = 5,5 · 10−12.
Образование и растворение осадков можно объяснить, пользуясь правилом произведения растворимости: осадок выпадает, когда произведение концентраций ионов превышает произведение растворимости ПР; осадок растворяется, если произведение концентраций ионов не достигает величины произведения растворимости ПР.
Правила написания реакций двойного обмена:
|
|
1 При написании ионных уравнений следует обязательно руководствоваться таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде, т.е. обязательно проверять растворимость реагентов и продуктов, отмечая это в уравнениях.
2 Следует иметь в виду, что реакции двойного обмена между веществами с образованием осадков протекают во всех тех случаях, когда растворимость реагентов выше, чем растворимость одного из продуктов.
3 Для получения малорастворимого вещества всегда надо выбирать хорошо растворимые реагенты и использовать достаточно концентрированные растворы.
Экспериментальная часть
Цель работы:
1. Изучить влияние условий взаимодействия на состояние равновесия ионообменных реакций.
2. Проведя некоторые необратимые и обратимые реакции в водных растворах, научиться выражать их молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
Опыт 1. Ионные реакции с образованием осадков
а) Получение солей свинца (II). В две пробирки внести по 2-3 капли растворов нитрата свинца (II) и прилить в одну раствор йодида калия, в другую − хлорида натрия. Описать ход опыта, наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
б) Получение солей бария. В три пробирки налейте по 3-5 капель раствора хлорида бария и добавьте в одну из них раствор сульфата натрия, в другую – раствор серной кислоты, в третью − раствор сульфата алюминия.
Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде и отметить окраску образовавшихся осадков.
в) Получение сульфидов солей. Налейте в одну пробирку 3-5 капель раствора соли сульфата железа (II), а во вторую - такой же объем раствора сульфата меди (II). Прилейте в обе пробирки раствора сульфида натрия до выпадения осадков. Составьте уравнения реакций. Опишите реакции. Растворы слейте, а осадки оставьте для следующего опыта.